Pravo masovnih akcijskih aplikacija, primjeri



pravo masovnog djelovanja utvrđuje se postojeći odnos između aktivnih masa reaktanata i aktivnih masa produkata, u uvjetima ravnoteže iu homogenim sustavima (otopine ili plinske faze). Formulirali su ga norveški znanstvenici C.M. Guldberg i P. Waage, koji su prepoznali da je ravnoteža dinamična, a ne statična.

Zašto dinamično? Zato što su brzine izravnih i obrnutih reakcija iste. Aktivne mase su obično izražene mol / L (molarnost). Reakcija ove vrste može se napisati na sljedeći način: aA + bB <=> cC + dD. Za ravnotežu navedenu u ovom primjeru, odnos između reaktanata i proizvoda prikazan je u jednadžbi donje slike.

K je uvijek konstantan, bez obzira na početne koncentracije tvari, sve dok se temperatura ne mijenja. Ovdje su A, B, C i D reaktanti i proizvodi; dok su a, b, c i d njihovi stehiometrijski koeficijenti.

Numerička vrijednost K je karakteristična konstanta za svaku reakciju na danoj temperaturi. Dakle, K je ono što se naziva konstantom ravnoteže.

Oznaka [] znači da se u matematičkom izrazu koncentracije pojavljuju u jedinicama mol / L, povećane na snagu jednaku reakcijskom koeficijentu..

indeks

  • 1 Što je zakon masovnog djelovanja??
    • 1.1 Značenje konstante ravnoteže
  • 2 Kemijska ravnoteža
    • 2.1 Ravnoteža u heterogenim sustavima
    • 2.2 Pomaci ravnoteže
  • 3 Načelo Le Chateliera
  • 4 Aplikacije
  • 5 Primjeri zakona masovnog djelovanja
  • 6 Zakon djelovanja mase u farmakologiji
  • 7 Ograničenja
  • 8 Reference

Što je zakon masovnog djelovanja??

Kao što je već spomenuto, zakon masovnog djelovanja izražava da je brzina dane reakcije izravno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktantnih vrsta, gdje je koncentracija svake vrste povišena do snage jednake njenom koeficijentu. stehiometrijski u kemijskoj jednadžbi.

U tom smislu, može se bolje objasniti reverzibilnom reakcijom, čija je opća jednadžba prikazana u nastavku:

aA + bB cC + dD

Tamo gdje A i B predstavljaju reaktante i tvari označene kao C i D predstavljaju produkte reakcije. Također vrijednosti a, b, c i d predstavljaju stehiometrijske koeficijente A, B, C i D, odnosno.

Polazeći od prethodne jednadžbe dobivamo prethodno navedenu ravnotežnu konstantu koja je ilustrirana kao:

K = [C]c[D]d/ [A]u[B]b

Gdje je ravnotežna konstanta K jednaka količniku, u kojem se brojač sastoji od množenja koncentracija proizvoda (u ustaljenom stanju) povećanog na njihov koeficijent u uravnoteženoj jednadžbi, a nazivnik se sastoji od sličnog množenja ali između reaktanata podignutih na koeficijent koji ih prati.

Značenje konstante ravnoteže

Valja napomenuti da se u jednadžbi za izračunavanje konstante ravnoteže trebaju koristiti koncentracije vrste u ravnoteži, sve dok ih nema ili temperatura sustava..

Na isti način, vrijednost ravnotežne konstante daje informacije o smislu koji je omiljen u reakciji u ravnoteži, odnosno otkriva je li reakcija povoljna prema reaktantima ili proizvodima..

U slučaju da je veličina ove konstante mnogo veća od jedinice (K "1), ravnoteža će biti nagnuta udesno i pogodit će proizvode, dok ako je veličina te konstante mnogo manja od jedinice (K "1), ravnoteža će biti nagnuta ulijevo i pogodit će reaktante.

Također, iako je konvencijom naznačeno da su tvari na lijevoj strani strelice reaktanti, a tvari na desnoj strani su proizvodi, može biti pomalo zbunjujuće da reaktanti koji dolaze iz reakcije u direktni smisao je proizvod u reakciji u suprotnom smjeru i obrnuto.

Kemijska ravnoteža

Često reakcije postižu ravnotežu između količine početnih tvari i količina nastalih proizvoda. Ta se ravnoteža također može zamijeniti favoriziranjem povećanja ili smanjenja jedne od tvari koje sudjeluju u reakciji.

Sličan događaj događa se u disocijaciji otopljene tvari: tijekom reakcije, nestanak početnih tvari i stvaranje produkata s promjenjivom brzinom može se promatrati eksperimentalno..

Brzina reakcije u velikoj mjeri ovisi o temperaturi i različitim stupnjevima koncentracije reaktanata. Zapravo, ovi faktori su posebno proučavani kemijskom kinetikom.

Međutim, ta ravnoteža nije statična, već dolazi od suživota izravne reakcije i obrnute.

U izravnoj reakciji (->) nastaju produkti, dok u obrnutoj reakciji (<-) estos vuelven a originar las sustancias iniciales.

Gore navedeno predstavlja ono što je poznato kao gore spomenuta dinamička ravnoteža.

Ravnoteža u heterogenim sustavima

U heterogenim sustavima - to jest, u onima formiranim u nekoliko faza - koncentracije krutih tvari mogu se smatrati konstantama, izostavljajući matematički izraz za K.

CaCO3(S) <=> CaO (s) + CO2(G)

Dakle, u ravnoteži razgradnje kalcijevog karbonata, njezina koncentracija i ona dobivenog oksida može se smatrati konstantnom bez obzira na njezinu masu.

Promjene stanja

Numerička vrijednost konstante ravnoteže određuje da li reakcija pogoduje stvaranju proizvoda ili ne. Kada je K veći od 1, sustav u ravnoteži imat će veću koncentraciju produkata od reagensa, a ako je K manji od 1, događa se suprotno: u ravnoteži će biti veća koncentracija reaktanata nego u proizvodima..

Početak Le Chateliera

Utjecaj varijacija u koncentraciji, temperaturi i tlaku može promijeniti brzinu reakcije.

Na primjer, ako se u reakciji stvaraju plinoviti proizvodi, povećanje tlaka na sustavu uzrokuje nastavak reakcije u suprotnom smjeru (prema reaktantima).

Općenito, anorganske reakcije koje se provode između iona su vrlo brze, dok organske imaju mnogo niže brzine.

Ako reakcija proizvodi toplinu, povećanje vanjske temperature teži da je orijentira u suprotnom smjeru, budući da je reverzna reakcija endotermna (apsorbira toplinu).

Isto tako, ako je višak u jednom od reaktanata unutar sustava u ravnoteži, druge tvari će oblikovati proizvode kako bi neutralizirali ovu modifikaciju koliko god je to moguće..

Kao rezultat, ravnoteža se kreće favorizirajući na ovaj ili onaj način povećanjem brzine reakcije, tako da vrijednost K ostaje konstantna.

Svi ti vanjski utjecaji i balansni odgovor na njihovo suzbijanje je ono što je poznato kao Le Chatelier princip.

aplikacije

Unatoč golemoj korisnosti, kada je ovaj zakon predložen nije imao željeni učinak ili važnost u znanstvenoj zajednici.

Međutim, od dvadesetog stoljeća dalje je dobila slavu zahvaljujući činjenici da su ga britanski znanstvenici William Esson i Vernon Harcourt povukli nekoliko desetljeća nakon njegovog objavljivanja..

Zakon o masovnom djelovanju imao je mnogo primjena tijekom vremena, zbog čega su neke navedene u nastavku:

  • Kada se formulira u smislu aktivnosti umjesto koncentracija, korisno je odrediti odstupanja idealnog ponašanja reaktanata u otopini, sve dok je u skladu s termodinamikom.
  • Kada se reakcija približi stanju ravnoteže, može se predvidjeti odnos između brzine reakcije i Gibbsove slobodne energije trenutačne reakcije..
  • U kombinaciji s načelom detaljne ravnoteže, ovaj zakon općenito predviđa dobivene vrijednosti, prema termodinamici, aktivnosti i konstante u ravnotežnom stanju, kao i odnos tih i rezultirajućih konstanti brzine. reakcije u izravnom smislu kao u suprotnom smjeru.
  • Kada su reakcije elementarnog tipa, pri primjeni ovog zakona dobiva se jednadžba ravnoteže prikladna za određenu kemijsku reakciju i izraz njezine brzine..

Primjeri zakona masovnog djelovanja

-Proučavajući nepovratnu reakciju između otopljenih iona, opći izraz ovog zakona dovodi do formulacije Brönsted-Bjerruma, koji uspostavlja postojeću vezu između ionske snage vrste i konstantne brzine..

-Pri analizi reakcija koje se provode u razrijeđenim idealnim otopinama ili u stanju agregacije plinova, dobiva se opći izraz izvornog zakona (desetljeće 80-ih).

-Budući da ima univerzalna svojstva, opći izraz ovog zakona može se upotrijebiti kao dio kinetike umjesto da se vidi kao dio termodinamike..

-Kada se koristi u elektronici, ovaj zakon se koristi za određivanje da množenje gustoća rupa i elektrona dane površine ima konstantnu veličinu u stabilnom stanju, čak i neovisno o dopingu koji se dovodi do materijala.

-Opće je poznato da se ovaj zakon opisuje dinamika koja postoji između grabežljivaca i plijena, uz pretpostavku da odnos predatora na plijenu predstavlja određeni omjer u odnosu između grabežljivaca i plijena..

-U području zdravstvenih studija, ovaj se zakon može čak primijeniti za opisivanje određenih čimbenika ljudskog ponašanja s političkog i društvenog stajališta.

Zakon masovnog djelovanja u farmakologiji

Pod pretpostavkom da je D lijek i R receptor na kojem djeluje, oba reagiraju na nastanak kompleksa DR, odgovornog za farmakološki učinak:

K = [DR] / [D] [R]

K je konstanta disocijacije. Postoji izravna reakcija u kojoj lijek djeluje na receptor, a drugi gdje DR kompleks disocira u originalne spojeve. Svaka reakcija ima svoju brzinu, jednaku samo u ravnoteži, zadovoljavajući K.

Interpretirajući zakon masa slovom, što je veća koncentracija D, to je veća koncentracija DR kompleksa.

Međutim, ukupni prijemnici Rt imaju fizičko ograničenje, tako da ne postoji neograničena količina R za sve dostupne D. Isto tako, eksperimentalne studije na području farmakologije pronašle su sljedeća ograničenja zakona masa u ovom području:

- Pretpostavimo da je R-D veza reverzibilna, kada to u većini slučajeva nije.

- R-D veza može strukturalno promijeniti jednu od dvije komponente (lijek ili receptor), okolnost koja ne uzima u obzir masovno pravo.

- Osim toga, masovni zakon blijedi prije reakcija gdje više posrednika intervenira u formiranju DR.

ograničenja

Zakon masovnog djelovanja pretpostavlja da je svaka kemijska reakcija elementarna; drugim riječima, da je molekularnost ista kao i odgovarajući redoslijed reakcija za svaku uključenu vrstu.

Ovdje se stehiometrijski koeficijenti a, b, c i d smatraju brojem molekula koje interveniraju u reakcijskom mehanizmu. Međutim, u globalnoj reakciji to se ne mora nužno podudarati s vašom narudžbom.

Na primjer, za reakciju na A + bB <=> cC + dD:

Izraz brzine za izravne i inverzne reakcije su:

k1= [A]u[B]b

k2= [C]c[D]d

To se odnosi samo na elementarne reakcije, jer za globalne reakcije, iako su stehiometrijski koeficijenti točni, oni nisu uvijek reakcijske naredbe. U slučaju izravne reakcije, potonje može biti:

k1= [A]w[B]z

U navedenom izrazu w i z bili bi pravi redoslijed reakcija za vrste A i B.

reference

  1. Jeffrey Aronson. (19. studenog 2015.) Zakoni života: Guldberg i Waageov zakon masovnog djelovanja. Preuzeto 10. svibnja 2018. godine iz: cebm.net
  2. ScienceHQ. (2018.). Zakon masovnog djelovanja. Preuzeto 10. svibnja 2018. iz: sciencehq.com
  3. askiitans. (2018.). Zakon o masovnoj akciji i konstanti ravnoteže. Preuzeto 10. svibnja 2018. s adrese: askiitians.com
  4. Salvat Enciklopedija znanosti. (1968). Kemija. Svezak 9, Salvat S.A. izdanja Pamplona, ​​Španjolska. P 13-16.
  5. Walter J. Moore. (1963). Fizikalna kemija u Termodinamika i kemijska ravnoteža. (Četvrto izdanje). Longmans. P 169.
  6. Alex Yartsev (2018.). Zakon o masovnom djelovanju u farmakodinamici. Preuzeto 10. svibnja 2018. s adrese: derangedphysiology.com